Вещества при взаимодействии с водой образуют щелочь

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

Способы получения

1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂ + Cl₂

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гид-ридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуют-ся щелочи.

Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Na₂O + H₂O → 2NaOH

2NaH + 2H₂O → 2NaOH + H₂

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

Химические свойства

1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образова-нием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:

Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO₃) и азотистая (HNO₂). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в растворе образует также комплексную соль:

4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:

5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:

В растворе образуются комплексная соль и водород:

2NaOH + 2Al + 6Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] + 3Н₂

7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .

С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl₂ = Cu(OH)₂↓+ 2NaCl

Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ + H₂O + NaCl

8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2LiOH → Li₂O + H₂O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

NaOH ↔ Na + + OH —

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

4NaOH → 4Na + O₂ + 2H₂O

Источник

Щелочные металлы

К щелочным металлам относят химические элементы: одновалентные металлы, составляющие Ia группу: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.

Эти металлы очень активны, быстро окисляются на воздухе и бурно реагируют с водой. Их хранят под слоем керосина из-за их сильной реакционной способности.

Общая характеристика

От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционной способности. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 1 :

• Li — 2s 1
• Na — 3s 1
• K — 4s 1
• Rb — 5s 1
• Cs — 6s 1
• Fr — 7s 1

Природные соединения

В природе щелочные металлы встречаются в виде следующих соединений:

• NaCl — галит (каменная соль)
• KCl — сильвин
• NaCl*KCl — сильвинит

Получение

Получить такие активные металлы электролизом водного раствора — невозможно. Для их получения применяют электролиз расплавов при высоких температурах (естественно — безводных):

NaCl → Na + Cl₂↑ (электролиз расплава каменной соли)

Химические свойства

Одной из особенностей щелочных металлов является их реакция с кислородом. Литий в такой реакции преимущественно образует оксид, натрий — пероксид, калий, рубидий и цезий — супероксиды.

K + O₂ → KO₂ (супероксид калия)

Реакции с неметаллами

Помните, что металлы никогда не принимают отрицательных степеней окисления. Щелочные металлы одновалентны, и проявляют постоянную степень окисления +1 в различных соединениях: гидриды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды), нитриды, сульфиды и т.д.

Li + H₂ → LiH (в гидридах водород -1)

Na + F₂ → NaF (в фторидах фтор -1)

Na + S → Na₂S (в сульфидах сера -2)

K + N₂ → K₃N (в нитридах азот -3)

Реакция с водой

Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом часто происходит воспламенение, а иногда — взрыв.

Na + H₂O → NaOH + H₂↑ (воду можно представить в виде HOH — натрий вытесняет водород)

Иногда в задачах может проскользнуть фраза такого плана: «. в ходе реакции выделился металл, окрашивающий пламя горелки в желтый цвет». Тут вы сразу должны догадаться: речь, скорее всего, про натрий.

Щелочные металлы по-разному окрашивают пламя. Литий окрашивает в алый цвет, натрий — в желтый, калий — в фиолетовый, рубидий — синевато-красный, цезий — синий.

Оксиды щелочных металлов

Имеют общую формулу R₂O, например: Na₂O, K₂O.

Получение

Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:

В подобных реакциях у натрия и калия получается соответственно пероксид и супероксид, что приводит к затруднениям. Как из пероксида, так и из супероксида, при желании можно получить оксид:

Химические свойства

По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li₂O + H₂O → LiOH (осн. оксид + вода = основание — реакция идет, только если основание растворимо)

Na₂O + SO₂ → Na₂SO₃ (обратите внимание — мы сохраняем СО серы +4)

Гидроксиды щелочных металлов

Относятся к щелочам — растворимым основаниям. Наиболее известные представители: NaOH — едкий натр, KOH — едкое кали.

Получение

Гидроксиды щелочных металлов получаются в ходе электролиза водных растворов их солей, в реакциях обмена, в реакции щелочных металлов и их оксидов с водой:

KCl + H₂O → (электролиз!) KOH + H₂ + Cl₂ (на катоде выделяется водород, на аноде — хлор)

Химические свойства

Проявляют основные свойства. Хорошо реагируют с кислотами, кислотными оксидами и солями, если в ходе реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

LiOH + H₂SO₄ → LiHSO₄ + H₂O (соотношение 1:1, кислота в избытке — получается кислая соль)

2LiOH + H₂SO₄ → Li₂SO₄ + 2H₂O (соотношение 2:1, основание в избытке — получается средняя соль)

KOH + SO₂ → KHSO₃ (соотношение 1:1 — получается кислая соль)

2KOH + SO₂ → K₂SO₃ + H₂O (соотношение 2:1 — получается средняя соль)

С амфотерными гидроксидами реакции протекают с образованием комплексных солей (в водном растворе) или с образованием окиселов — смешанных оксидов (при высоких температурах — прокаливании).

NaOH + Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄] (в водном растворе образуются комплексные соли)

NaOH + Al(OH)₃ → NaAlO₂ + H₂O (при прокаливании образуется окисел — смесь двух оксидов: Al₂O₃ и Na₂O, вода испаряется)

Реакции щелочей с галогенами заслуживают особого внимания. Без нагревания они идут по одной схеме, а при нагревании эта схема меняется:

NaOH + Cl₂ → NaClO + NaCl + H₂O (без нагревания хлор переходит в СО +1 и -1)

NaOH + Cl₂ → NaClO₃ + NaCl + H₂O (с нагреванием хлор переходит в СО +5 и -1)

В реакциях щелочей с йодом образуется исключительно иодат, так как гипоиодит неустойчив даже при комнатной температуре, не говоря о нагревании. С серой реакция протекает схожим образом:

NaOH + I₂ → NaIO₃ + NaI + H₂O (с нагреванием)

NaOH + S → Na₂S + Na₂SO₃ + H₂O (сера переходит в СО -2 и +4)

Уникальным является также взаимодействие щелочей с кислотным оксидом NO₂, который соответствует сразу двум кислотам — и азотной, и азотистой.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Свойства оснований, амфотерных гидроксидов, кислот и солей. Ионный обмен и диссоциация

Теория к заданию 31 из ЕГЭ по химии

Химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

Основания — это сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп ($–OH$).

Общая формула $↖<+y>(OH)_y$,где $y$ — число гидроксогрупп, равное степени окисления металла $↖<+y>$.

Признаки классификации	Группы оснований	Примеры
Растворимость в воде	растворимые (щелочи)	$NaOH, KOH, Ca(OH)_2, Ba(OH)_2$
	нерастворимые	$Cu(OH)_2, Fe(OH)_2, Fe(OH)_3$
Степень электролитической диссоциации	сильные ($α→1$)	щелочи
	слабые ($α→0$)	нерастворимые основания, водный р-р аммиака $NH_3·H_2O$
Кислотность (число гидроксогрупп)	однокислотные	$NaOH, KOH$
	двухкислотные	$Fe(OH)_2, Cu(OH)_2$

Свойства щелочей — гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов

1. Водные растворы щелочей мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов: лакмуса — в синий цвет, фенолфталеина — в малиновый.

2. Водные растворы диссоциируют:

3. Взаимодействуют с кислотами, вступая в реакцию обмена:

$NaOH+HCl=NaCl+H_2O$ — реакция нейтрализации.

Многокислотные основания могут давать средние и основные соли:

4. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя средние и кислые соли в зависимости от основности кислоты, соответствующей этому оксиду:

5. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

6. Взаимодействуют с растворимыми в воде солями, если образуется осадок или газ:

Нерастворимые основания ($Cr(OH)_3, Mn(OH)_2$ и др.) взаимодействуют с кислотами и разлагаются при нагревании:

Амфотерные оксиды и гидроксиды.

$H_2ЭO_2$ Кислотная форма	—-$ЭO$—- $BeO, ZnO, GeO, SnO, PbO, …$	$Э(OH)_2$ Основная форма
$H_3ЭO_3$ Кислотная ортоформа $НЭO_2$ Кислотная метаформа	—-$Э_2O_3$—- $Al_2O_3, Ga_2O_3, In_2O_3, Tl_2O_3,$ $Cr_2O_3, Fe_2O_3, Sb_2O_3, …$	$Э(OH)_3,$ чаще $Э_2O_3·nH_2O,ЭO(OH)$ Основная форма
$H_4ЭO_4$ Кислотная ортоформа $Н_2ЭO_3$ Кислотная метаформа	—-$ЭO_2$—- $GeO_2,SnO_2, PbO_2, VO_2, TiO_2, …$	$Э(OH)_4,$ чаще $ЭO·nH_2O,ЭO(OH)_2$ Основная форма

Химические свойства амфотерных соединений

1. Взаимодействуя с сильными кислотами, они обнаруживают основные свойства:

2. Взаимодействуя со щелочами — сильными основаниями, они обнаруживают кислотные свойства:

$Zn(OH)_2+2NaOH=Na_2[Zn(OH)_4]$ — комплексная соль;

$Al(OH)_3+NaOH=Na[Al(OH)_4]$ — комплексная соль.

Комплексными называют соединения, в которых хотя бы одна ковалентная связь образовалась по донорно-акцепторному механизму.

Химические свойства кислот

Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков.

Классификация кислот.

В обычных условиях кислоты могут быть твердыми (фосфорная $H_3PO_4$; кремниевая $H_2SiO_3$) и жидкими (в чистом виде жидкостью является серная кислота $H_2SO_4$).

Такие газы, как хлороводород $HCl$, бромоводород $HBr$, сероводород $H_2S$, в водных растворах образуют соответствующие кислоты.

Разделение кислот на группы по различным признакам представлено в таблице.

Признаки классификации	Группы кислот	Примеры
Наличие кислорода в кислотном остатке	а) кислородные б) бескислородные	$H_3PO_4, HNO_3$ $H_2S, HCl, HBr$
Основность	а) одноосновные б) двухосновные в) трехосновные	$HCl, HNO_3$ $H_2S, H_2SO_4$ $H_3PO_4$
Растворимость в воде	а) растворимые б) нерастворимые	$H_2SO_4, H_2S, HNO_3$ $H_2SiO_3$
Летучесть	а) летучие б) нелетучие	$H_2S, HCl, HNO_3$ $H_2SO_4, H_2SiO_3, H_3PO_4$
Степень электролитической диссоциации	а) сильные б) слабые	$H_2SO_4, HCl, HNO_3$ $H_2S, H_2SO_3, H_2CO_3$
Стабильность	а) стабильные б) нестабильные	$H_2SO_4, H_3PO_4, HCl$ $H_2SO_3, H_2CO_3, H_2SiO_3$

Часто путают понятия летучесть и устойчивость (стабильность). Летучими называют кислоты, молекулы которых легко переходят в газообразное состояние, т.е. испаряются. Например, соляная кислота является летучей, но устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. Например, нелетучая нерастворимая кремниевая кислота разлагается на воду и $SiO_2$.

Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не имеют окраски. Водный раствор хромовой кислоты $H_2CrO_4$ имеет желтую окраску, марганцевой кислоты $HMnO_4$ — малиновую.

Свойства кислот

Кислый вкус, воздействие на индикаторы, электрическая проводимость, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами — эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.

1. В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:

Растворы кислот изменяют цвет индикаторов: лакмуса — в красный, метилового оранжевого — в розовый, цвет фенолфталеина не изменяют.

2. Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, при соблюдении ряда условий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли:

3. Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется растворимая соль:

4. И те, и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут образовывать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):

5. Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется осадок или газ:

Взаимодействие $H_3PO_4$ с известняком прекратится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка $Ca_3(PO_4)_2$.

Особенности свойств азотной $HNO_3$ и концентрированной серной $H_2SO_4$(конц.) кислот обусловлены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислителями будут выступать не катионы $H^+$, а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в результате таких реакций образуется не водород $H_2$, а другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановления нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры).

Следует отметить, что третий продукт реакции металлов с этими кислотами образуется в «букете » — смеси с другими продуктами. Эти особенности химического поведения $HNO_3$ и $H_2SO_4$(конц.) наглядно иллюстрируют тезис теории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ.

Продукты взаимодействия простых веществ с азотной и серной кислотами.

$<\text"Простые вещества">/<\text"Кислоты">$	$Mg$	$Al$	$Zn$	$Fe$
$HNO_3$ разбавленная	$Mg(NO_3)_2$ $NH_4NO_3$ $N_2$	$Al(NO_3)_3$ $NH_4NO_3$ $N_2$	$Zn(NO_3)_2$ $NH_4NO_3$ $N_2$	$Fe(NO_3)_3$ $NH_4NO_3$ $N_2$
$HNO_3$ концентрированная	$Mg(NO_3)_2$ $N_2O$	пассивирует	$Zn(NO_3)_2$ $N_2O$	пассивирует
$H_2SO_4$ разбавленная	$MgSO_4$ $H_2$	$Al_2(SO_4)_3$ $H_2$	$ZnSO_4$ $H_2$	$FeSO_4$ $H_2$
$H_2SO_4$ концентрированная горячая	$MgSO_4$ $H_2S$	$Al_2(SO_4)_3$ $H_2S$	$ZnSO_4$ $H_2S$ $S$	$Fe_2(SO_4)_3$ $SO_2$ $S$

$<\text"Простые вещества">/<\text"Кислоты">$	$Cr$	$Cu$	$P$	$S$
$Fe(NO_3)_3$ $NH_4NO_3$ $N_2$	$Cr(NO_3)_3$ $NO$	$Cu(NO_3)_2$ $NO$	$H_3PO_4$ $NO$	$H_2SO_4$ $NO$
пассивирует	пассивирует	$Cu(NO_3)_2$ $N_2O$	$H_3PO_4$ $N_2O$	$H_2SO_4$ $N_2O$
$FeSO_4$ $H_2$	$CrSO_4$ $H_2$	—	—	—
$Fe_2(SO_4)_3$ $SO_2$ $S$	$Fe_2(SO_4)_3$ $SO_2$	$CuSO_4$ $SO_2$	$H_3PO_4$ $SO_2$	$SO_2$ $H_2O$

Химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных

Соли — это класс химических соединений, состоящих из ионов металла и ионов кислотного остатка.

Номенклатура солей

Названия солей кислородсодержащих кислот состоят из двух слов: названия иона, образованного кислотным остатком, в именительном падеже и названия иона металла — в родительном. Названия ионов кислотных остатков составляются, в свою очередь, из корней названий элементов с суффиксами -ат для высшей степени окисления и -ит для низшей степени окисления атомов элемен — та-неметалла, образующего сложный ион остатка кислородсодержащей кислоты. Например, соли азотной кислоты $HNO_3$ называются нитратами: $KNO_3$ — нитрат калия, а соли азотистой кислоты $HNO_2$ — нитритами: $Ca(NO_2)_2$ — нитрит кальция. Если же металл проявляет различные степени окисления, то они указываются в скобках римской цифрой, например: $Fe^<2+>SO_4$ — сульфат железа (II) и $Fe_2^<3+>(SO_4)_3$ — сульфат железа (III).

Название кислоты	Формула	Название солей	Формула (пример)
Азотистая	$HNO_2$	Нитриты	$KNO_2$
Азотная	$HNO_3$	Нитраты	$Al(NO_3)_3$
Хлороводородная (соляная)	$ HCl$	Хлориды	$FeCl_3$
Сернистая	$ H_2SO_3$	Сульфиты	$K_2SO_3$
Серная	$H_2SO_4$	Сульфаты	$Na_2SO_4$
Сероводородная	$H_2S$	Сульфиды	$FeS$
Фосфорная	$H_3PO_4$	Фосфаты	$Ca_3(PO_4)_2$
Угольная	$H_2CO_3$	Карбонаты	$CaCO_3$
Кремниевая	$H_2SiO_3$	Силикаты	$Na_2SiO_3$

Растворимость солей

По растворимости в воде соли делятся на растворимые ($Р$), нерастворимые ($Н$) и малорастворимые ($М$). Для определения растворимости солей пользуются таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде. Если таблицы под рукой нет, то можно воспользоваться правилами. Их легко запомнить.

1. Растворимы все соли азотной кислоты — нитраты.
2. Растворимы все соли соляной кислоты — хлориды, кроме $AgCl (Н), PbCl_2 (М)$.
3. Растворимы все соли серной кислоты — сульфаты, кроме $BaSO_4 (Н), PbSO_4 (Н)$.
4. Растворимы соли натрия и калия.
5. Не растворяются все фосфаты, карбонаты, силикаты и сульфиды, кроме солей для $Na^<+>$ и $K^<+>$.

Классификация солей

Из всех химических соединений соли являются наиболее многочисленным классом веществ. Это твердые вещества, они отличаются друг от друга по цвету и растворимости в воде.

В начале XIX в. шведский химик И. Берцелиус сформулировал определение солей как продуктов реакций кислот с основаниями или соединений, полученных заменой атомов водорода в кислоте металлом. По этому признаку различают соли средние, кислые и основные.

Средние, или нормальные, соли — это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

Именно с этими солями вы уже знакомы и знаете их номенклатуру. Например:

$Na_2CO_3$ — карбонат натрия,

$CuSO_4$ — сульфат меди (II) и т. д.

Диссоциируют такие соли на катионы металла и анионы кислотного остатка:

Кислые соли — это продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

К кислым солям относят, например, питьевую соду $NaHCO_3$, которая состоит из катиона металла $Na^<+>$ и кислотного однозарядного остатка $HCO_3^<−>$. Для кислой кальциевой соли формула записывается так: $Ca(HCO_3)_2$.

Названия этих солей складываются из названий средних солей с прибавлением приставки гидро-, например:

$Mg(HSO_4)_2$ — гидросульфат магния.

Диссоциируют кислые соли следующим образом:

Основные соли — это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток.

Например, к таким солям относится знаменитый малахит $(CuOH)_2CO_3$, о котором вы читали в сказках П. Бажова. Он состоит из двух основных катионов $CuOH^<+>$ и двухзарядного аниона кислотного остатка $CO_3^<2−>$.

Катион $CuOH^<+>$ имеет заряд $+1$, поэтому в молекуле два таких катиона и один двухзарядный анион $CO_3^<2−>$ объединены в электронейтральную соль.

Названия этих солей такие же, как и у нормальных солей, но с прибавлением приставки гидроксо-, $(CuOH)_2CO_3$ — гидро ксокарбонат меди (II) или $AlOHCl_2$ — гидроксо хлорид алюминия. Большинство основных солей нерастворимы или малорастворимы.

Последние диссоциируют так:

Свойства солей

Типичные реакции солей.

1. Соль + кислота $<→>↙<\text"(реакция обмена)">$ другая соль + другая кислота.

2. Соль + щелочь $<→>↙<\text"(реакция обмена)">$ другая соль + другое основание.

4. Соль + металл $<→>↙<\text"(реакция замещения)">$ другая соль + другой металл.

Первые две реакции обмена были подробно рассмотрены ранее.

Третья реакция также является реакцией обмена. Она протекает между растворами солей и сопровождается образованием осадка, например:

Четвертая реакция солей связана с положением металла в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Второе правило ряда напряжений: каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжений. Это правило соблюдается при выполнении следующих условий:

а) обе соли (и реагирующая, и образующаяся в результате реакции) должны быть растворимыми;

б) металлы не должны взаимодействовать с водой, по этому металлы главных подгрупп I и II групп (для последней начиная с $Са$) не вытесняют другие металлы из растворов солей.

Комплексные соединения

При взаимодействии со щелочами амфотерных оксидов и гидроксидов в растворе образуются комплексные соли, состав которых может быть отражен формулой

Комплексными называют соединения, в которых хотя бы одна ковалентная связь образовывалась по донорно-акцепторному механизму.

В переводе с латинского complexus означает «сочетание». Действительно, очень многие комплексные соединения получают из двух или трех веществ, например:

Малорастворимый гидроксид алюминия под воздействием гидроксид-ионов $ОН^<–>$ переходит в раствор в виде иона $[Al(OH)_4]^<–>$:

Комплексные, или, как их еще называют, координационные соединения, построены так: в центре находится атом или ион (он называется комплексообразователем), а вокруг него — атомы, молекулы или ионы, образовавшие с ним ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму (называются лигандами). Это могут быть анионы кислот, молекулы небольшого размера ($H_2O, NH_3, CO$), имеющие атомы с неподеленными электронными парами.

Общее число лигандов, непосредственно связанных с центральным атомом, называется координационным числом. Последнее изменяется от $1$ до $12$ (но чаще атом образует внутреннюю сферу комплекса (ее заключают в квадратные скобки). Внешняя сфера состоит из ионов, не связанных непосредственно с комплексообразователем. Внутренняя сфера участвует в химических реакциях как один многоатомный ион, внешняя сфера — как обычные ионы.

Например, строение тетрагидроксоалюмината натрия:

и уравнение его диссоциации:

Комплексные соединения играют большую роль в жизнедеятельности живых организмов. Почти все ферменты, гормоны, хлорофилл растений и гемоглобин животных, лекарства представляют собой комплексные соединения.

Электролитическая диссоциация в водных растворах. Слабые и сильные электролиты

Электролиты и неэлектролиты

Из уроков физики известно, что растворы одних веществ способны проводить электрический ток, а других — нет.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

Растворы сахара, спирта, глюкозы и некоторых других веществ не проводят электрический ток.

Вещества, растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Электролитические диссоциация и ассоциация

Почему же растворы электролитов проводят электрический ток?

Шведский ученый Сванте Аррениус, изучая электропроводность различных веществ, пришел в 1877 г. к выводу, что причиной электропроводности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде.

Процесс распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией.

С. Аррениус, который придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействия электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. В отличие от него, русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. Они считали, что в растворах находятся не свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, т.е. «одетые в шубку» из молекул воды.

Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода расположены под углом $104.5°$, благодаря чему молекула имеет угловую форму. Молекула воды схематически представлена ниже.

Как правило, легче всего диссоциируют вещества с ионной связью и соответственно с ионной кристаллической решеткой, так как они уже состоят из готовых ионов. При их растворении диполи воды ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита.

Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, и происходит переход ионов из кристалла в раствор. Очевидно, что последовательность процессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей и щелочей), такова:

а) ориентация молекул (диполей) воды около ионов кристалла;

б) гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла;

в) диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно происходящие процессы можно отразить с по мощью следующего уравнения:

Аналогично диссоциируют и электролиты, в молекулах которых — ковалентная связь (например, молекулы хлороводорода $HCl$); только в этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ионную и последовательность процессов, происходящих при этом, такова:

а) ориентация молекул воды вокруг полюсов молекул электролита;

б) гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;

в) ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);

г) диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно уравнение диссоциации соляной кислоты можно отразить с помощью следующего уравнения:

Следует учитывать, что в растворах электролитов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных. Например, негидратированный ион меди $Cu^<2+>$ — белый в безводных кристаллах сульфата меди (II) и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т.е. связан с молекулами воды $Cu^<2+>·nH_2O$. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды.

Степень электролитической диссоциации

В растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации, которая обозначается греческой буквой $α$ (альфа).

Степень диссоциации — это отношение числа частиц, распавшихся на ионы ($N_g$), к общему числу растворенных частиц ($N_р$):

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или процентах. Если $α=0$, то диссоциация отсутствует, а если $α=1$, или $100%$, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты имеют различную степень диссоциации, т.е. степень диссоциации зависит от природы электролита. Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты — это электролиты, которые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к единице.

К сильным электролитам относятся:

1) все растворимые соли;

2) сильные кислоты, например: $H_2SO_4, HCl, HNO_3$;

3) все щелочи, например: $NaOH, KOH$.

Слабые электролиты — это такие электролиты, которые при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относятся:

1) слабые кислоты — $H_2S, H_2CO_3, HNO_2$;

2) водный раствор аммиака $NH_3·H_2O$;

4) некоторые соли.

Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Например, для уксусной кислоты:

Можно применить к этому равновесию закон действующих масс и записать выражение константы равновесия:

Константу равновесия, характеризующую процесс диссоциации слабого электролита, называют константой диссоциации.

Константа диссоциации характеризует способность электролита (кислоты, основания, воды) диссоциировать на ионы. Чем больше константа, тем легче электролит распадается на ионы, следовательно, тем он сильнее. Значения констант диссоциации для слабых электролитов приводятся в справочниках.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы.

Ионы — это одна из форм существования химического элемента. Например, атомы металла натрия $Na0$ энергично взаимодействуют с водой, образуя при этом щелочь ($NaOH$) и водород $Н_2$, в то время как ионы натрия $Na^<+>$ таких продуктов не образуют. Хлор $Cl_2$ имеет желто-зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора $Cl^<–>$ бесцветны, не ядовиты, лишены запаха.

Ионы — это положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов.

В растворах ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.

По составу ионы делятся на простые — $Cl^<–>, Na^<+>$ и сложные — $NH_4^<+>, SO_4^<2−>$.

2. Причиной диссоциации электролита в водных растворах является его гидратация, т.е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т.е. связанные с молекулами воды, ионы.

Следовательно, по наличию водной оболочки ионы делятся на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).

3. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока — катоду и поэтому называются катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока — аноду и поэтому называются анионами.

Следовательно, существует еще одна классификация ионов — по знаку их заряда. Сумма зарядов катионов ($Н^<+>, Na^<+>, NH_4^<+>, Cu^<2+>$) равна сумме зарядов анионов ($Cl^<–>, OH^<–>, SO_4^<2−>$), вследствие чего растворы электролитов ($HCl, (NH_4)_2SO_4, NaOH, CuSO_4$) остаются электронейтральными.

4. Электролитическая диссоциация — процесс обратимый для слабых электролитов.

Наряду с процессом диссоциации (распад электролита на ионы) протекает и обратный процесс — ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы. Степень диссоциации зависит от природы электролита и его концентрации.

6. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Реакции ионного обмена

Свойства растворов слабых электролитов обусловлены молекулами и ионами, образовавшимися в процессе диссоциации, которые находятся в динамическом равновесии друг с другом.

Запах уксусной кислоты обусловлен наличием молекул $CH_3COOH$, кислый вкус и изменение окраски индикаторов связаны с наличием в растворе ионов $H^<+>$.

Свойства растворов сильных электролитов определяются свойствами ионов, которые образуются при их диссоциации.

При растворении в воде кислоты диссоциируют с образованием катионов водорода $Н^<+>$ (точнее, ионов оксония $Н_3О^<–>$), которые определяют общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикатора и др., и отрицательно заряженных ионов, соответствующих кислотным остаткам. При ионной необратимой диссоциации, когда в растворе молекул нет, кислота называется сильной. При обратимой диссоциации, когда в растворе кислоты, наряду с соответствующими ионами, остаются и молекулы, кислота называется слабой. К сильным кислотам относятся азотная, серная, соляная и некоторые другие. Слабые кислоты — фтороводородная (плавиковая), угольная, сероводородная, фосфорная, органические кислоты и др.

Свойства кислот можно разделить на три группы.

Первая группа объединяет общие свойства кислот, определяемые наличием в их растворах ионов водорода. Это вкус, окраска индикаторов, взаимодействие с металлами, основными оксидами, щелочами, основаниями. Приведем соответствующие сокращенные ионные уравнения:

— с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов левее водорода:

— с основными оксидами:

$CuO + 2H^ <+>= Cu^ <2+>+ H_2O;$

— с нерастворимыми основаниями:

$Fe(OH)_3 + 2H^ <+>+ 2H_2O$.

Ко второй группе относятся реакции, определяемые свойствами кислотных остатков. Это специфические для каждой кислоты реакции: образование малорастворимых, иногда окрашенных солей.

Для серной кислоты $H_2SO_4$:

для угольной кислоты $H_2CO_3$:

Третью группу составляют реакции, протекание которых обусловлено такими свойствами кислот, как сила кислоты, ее растворимость в воде, прочность молекулы, летучесть. Сильная кислота вытесняет слабую:

При растворении в воде основания образуют гидроксид-ионы ОН– и положительно заряженные ионы аммония $NH_4^<+>$). Растворимые в воде щелочи являются сильными электролитами, в их растворах молекул гидроксидов нет. Нерастворимые основания — слабые электролиты. Слабым электролитом является и гидроксид аммония $NH_4OH$, который представляет собой соединение молекулы аммиака с молекулой воды $NH_3·H_2O$. Специфические свойства оснований определяются свойствами иона металла.

Соли при растворении в воде диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла (или аммония $NH_4^<+>$) и отрицательно заряженных кислотных остатков. Эти молекулы определяют поведение солей в растворах.

Например, общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикаторов, обусловлены наличием в их растворах катионов водорода (точнее, ионов оксония $H_3O^<–>$). Общие свойства щелочей, такие, как мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др., связаны с присутствием в их растворах гидроксид-ионов $OH^<–>$, а свойства солей — с распадом их в растворе на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.

Как известно, высокая скорость многих химических реакций в растворах электролитов объясняется тем, что они протекают не между молекулами, а между ионами.

Реакции, протекающие между ионами, называют ионными реакциями.

Реакции ионного обмена в водных растворах могут протекать:

1) необратимо, до конца;

2) обратимо, т.е. протекать одновременно в двух противоположных направлениях.

Как вам известно, реакции обмена между сильными электролитами в растворах протекают до конца или практически необратимы, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

б) малодиссоциирующие (слабые электролиты);

Приведем несколько примеров молекулярных и сокращенных ионных уравнений:

Реакция необратима, потому что один из ее продуктов уходит из сферы реакции в виде нерастворимого вещества.

Реакция нейтрализации необратима, т.к. образуется малодиссоциирующее вещество — вода.

Реакция необратима, т.к. образуется углекислый газ $CO_2$ и малодиссоциирующее вещество — вода.

Если среди исходных веществ и среди продуктов реакции имеются слабые электролиты или малорастворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т.е. до конца не протекают. В обратимых реакциях равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ.

Равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита — $H_2O$. Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе остаются недиссоциированные молекулы уксусной кислоты и гидроксид-ионы.

Если исходные вещества — сильные электролиты, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при смешивании растворов образуется смесь ионов.

Источник